Los constituyentes fundamentales de la materia ("fundamental" desde el punto de vista químico pues en Física, por fundamental nos remontaríamos a quarks y leptones), los
elementos químicos, han sido identificados por el ser humano y recogidos en una tabla donde se ordenan en filas (
periodos) y columnas (
grupos) estando relacionados en términos de propiedades fisicoquímicas (especialmente químicas) entre sí. Eso es la
Tabla Periódica.
No es una mera forma de colocar a los elementos químicos, es un sistema que permite relacionarlos entre sí, de manera que de un simple vistazo es posible acceder a mucha Química... Por algo la Tabla Periódica es el icono por excelencia de la ciencia de Lavoisier, Mendeleiev y Pauling. El ser humano ha conseguido conocer cuales son los ingredientes fundamentales de toda la materia existente en el Universo, en nuestro mundo y de la que estamos hechos nosotros mismos y establecer relaciones entre ellos. ¿Aún dudamos de que la Química (y la Ciencia en general) sea un auténtico legado cultural?
Hecha esta pequeña reflexión (conviene también que leas la
"Nota 3" al final del presente post antes de seguir leyendo), vamos a mirar la Tabla Periódica. Realmente vamos a contemplar unas cuantas Tablas Periódicas. Nos vamos a fijar en un grupo (columna) particular: el
grupo 3 (antiguo grupo III B). Unas líneas más adelante veremos por qué.
En esta primera Tabla Periódica, el grupo 3 está formado por los elementos escandio (Sc), itrio (Y), lantano (La) y actinio (Ac).
Si ahora consultamos esta otra Tabla Periódica, vemos que el Grupo 3 estaría integrado por los elementos escandio (Sc), itrio (Y), lutecio (Lu) y laurencio (Lr).
¿Un mismo grupo diferente en cada Tabla Periódica? ¡No puede ser! Esto sólo ocurre con el grupo 3. En los 17 grupos restantes no tenemos ese problema...
Veamos ahora esta otra Tabla Periódica... ¿Sólo escandio e itrio formarían el grupo 3?
¡Vaya grupo más conflictivo! ¿Qué hacemos? En este tipo de situaciones el químico sabe que si alguien tiene la respuesta es la IUPAC, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, organización que vela por el lenguaje y otros aspectos fundamentales de la Química. Parece que en la última Tabla Periódica de la IUPAC no se decantan ni por Sc,Y,La y Ac ni por Sc, Y, Lu y Lr.
¿Qué es lo que ocurre en el grupo 3? Tendremos que pensar químicamente...¡Y mucho!
En la Tabla Periódica los elementos están ordenados en orden creciente de número atómico Z (número de protones del núcleo atómico, el cual corresponde con el número de electrones en átomos neutros). En cualquier Tabla Periódica vemos que el hidrógeno (H) presenta Z=1, el helio (He) Z=2, el litio (Li) Z=3, el berilio (Be) Z=4, el boro (B) Z=5, el carbono (C) Z=6...
Además, la posición de cada elemento en la Tabla Periódica nos revela información sobre su configuración electrónica, es decir, sobre la distribución de los electrones en los distintos orbitales atómicos (zonas próximas al núcleo atómico donde es máxima la probabilidad de encontrar al electrón). Todos los elementos de un mismo grupo presentan la misma configuración electrónica de su capa de valencia (aunque debo adelantar que esto no siempre se cumple en la Tabla Periódica, es lo más habitual) la cual determinará su química pues serán estos electrones externos los que participarán en la formación de enlaces químicos y en las reacciones químicas. Así, si algo caracteriza a los elementos del grupo 1 (metales alcalinos) es que todos tiene un electrón en un orbital s en su capa de valencia. En el caso de los elementos del grupo 2, la configuración electrónica correspondiente a su capa de valencia será ns2 (n=2,3,4,5,6 o 7 dependiendo del periodo en el que nos encontremos). Esto lo podemos hacer con todos los grupos de la Tabla Periódica y observaríamos los siguiente:
Una vez que hemos visto lo importante que es la posición de un elemento en la Tabla Periódica y toda la información que dicha posición revela sólo con echar un vistazo, vamos a hacer un recorrido por la Tabla Periódica. Vayamos desde el hidrógeno (Z=1) al bario (Z=56). El elemento posterior al bario es el lantano (Z=57). Si miramos la Tabla Periódica anterior vemos que el siguiente elemento, el que tiene justo al lado, no corresponde a Z=58, ¡Es el hafnio con Z=72! Pero esto no ocurre sólo aquí. Fíjate en el radio (Z=88). El siguiente elemento es el actinio con Z= 89. ¿Qué elemento tiene al lado? ¡El rutherfordio (Rf) con Z=104! Es más que evidente que algo paso justo después del lantano y del actinio en la Tabla Periódica.
Y es que la "auténtica" Tabla Periódica de los elementos no es ninguna de las anteriores. La "verdadera" Tabla Periódica sería la siguiente:
¿La habías visto antes? ¡Es enorme! Tan grande que no cabría en la mayoría de los libros en una única página. ¡Si apenas cabe en este post! Por ello, los químicos optaron por "sacar" a los
lantánidos (aquellos elementos en los que los 7 orbitales 4f están parcialmente ocupados, coloquialmente diríamos que "se están llenando los orbitales 4f") y a los
actínidos (aquellos en los que los 7 orbitales 5f están parcialmente ocupados, "se están llenando los orbitales 5f").
Ahora ya entendemos esa "discontinuidad" en el valor de Z cuando pasamos de La a Hf y de Ac a Rf, pero seguimos con la misma duda. De hecho, fíjate en la siguiente imagen...
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| Detalle de una versión larga de la Tabla Periódica (de un libro de texto de Química de 1977 que guardo con mucho cariño) en la que podemos ver que el actual grupo 3 estaría integrado por Sc, Y, La y Ac. |
¿Qué elementos formarían el grupo 3? El grupo 3 sería el primer grupo de
metales de transición y ha de incluir a elementos cuya configuración electrónica en su capa de valencia sea (n-1)d
1 ns
2 , es decir, serían metales de transición
d1, como solemos decir habitualmente los químicos. Por tanto, para saber si La y Ac pueden aspirar a ser elementos del grupo 3, debemos preguntarnos si presentan o no configuración electrónica d
1.
Antes de entrar en materia conviene recordar algunas de las reglas que rigen la distribución de los electrones en los orbitales atómicos.
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Principio de construcción progresiva, aufbau o building-up. Establece que los electrones se distribuyen en los distintos orbitales atómicos en orden creciente de energía. Primero se ocupan los orbitales más internos (menos energéticos) y posteriormente los mas externos (los de mayor energía).
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Regla de Madelung o regla n+l.
La energía de los orbitales atómicos depende de los números cuánticos principal (n) y secundario (l) de tal modo que un mayor valor de n+l implica mayor energía. Por ejemplo, un orbital 2s (n+l=2+0=
2) presenta menor energía que un orbital 2p (n+l=2+1=3>2). En el caso de los orbitales 5d (n+l=5+2=7) y 4f (n+l=4+3=7) vemos que el valor de n+l es el mismo, pero no así su energía. La regla de Madelung en este caso establece que el orbital de mayor energía será el de mayor valor de n. Por tanto, el orbital 5d presenta mayor energía que el orbital 4f y por tanto, los orbitales 4f se ocuparán antes que los orbitales 5d. Algo parecido ocurre con los orbitales 6d y 5f. Los orbitales 5f (n+l=5+3=8) se ocuparán antes que los orbitales 6d (n+l=6+2=8).
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Diagrama de Möeller. Es la representación gráfica de los resultados obtenidos al aplicar la regla de Madelung a los distintos orbitales. Es una herramienta útil para que los alumnos de ESO y Bachillerato obtengan las configuraciones electrónicas de cualquier elemento químico a partir de su número atómico (Z). Sin embargo, no hemos de olvidar que se trata de una simplificación ya que la energía de un orbital atómico dado varía de un elemento a otro pues también depende de la carga nuclear propia de cada elemento. Así, la energía del orbital 6s del cesio es distinta a la del mismo orbital en el bario.
"La energía de un orbital dado depende de la carga nuclear (número atómico) y los diferentes tipos de orbitales se ven afectados por la carga nuclear de manera diferente. Por ello, no existe un orden único en las energías de los orbitales que sean universalmente correcto para todos los elementos". Química Inorgánica. Principios de estructura y reactividad. Huheey & Keiter.
En todo rigor, si nos regimos por las reglas que indican cómo se van ocupando los distintos orbitales en un átomo,
tras la ocupación del orbital 6s (lo cual ocurre en el bario),
debería ocuparse el orbital 4f, lo cual ocurriría en el lantano. Por ello el lantano sería el primer elemento lantánido con una configuración electrónica 4f
16s
2. Si ahora consideramos la ocupación del orbital 7s (lo cual ocurre en el radio), el siguiente electrón debería situarse en el orbital 5f. Así el actinio tendría configuración 5f
17s
2. Atendiendo a esto, el lantano sería el primer elemento de la serie de los lantánidos y el actinio el primer elemento de la serie de los actínidos.
Ni La ni Ac presentaría configuración d1 y por tanto no podrían ser considerados elementos del grupo 3. Por el contrario, en el lutecio los orbitales 4f estarían totalmente ocupados y existiría un electrón en un orbital 5d. Algo similar ocurriría en el caso del laurencio, en el cual los orbitales 5f estaría ocupados y existiría un electrón en un orbital 6d.
Lu y Lr serían elementos d1 y por tanto, legítimos herederos del Sc e Y para pertenecer al grupo 3. No habría polémica. El post terminaría aquí. Sin embargo, el conflicto no es tan fácil de resolver... ¡La y Ac no se iban a rendir tan fácilmente!
Las configuraciones electrónicas propuestas para La y Ac no son realmente las configuraciones electrónicas de estos elementos. ¿Es que las reglas fundamentales para edificar la Tabla Periódica no son válidas? En absoluto, lo que ocurre es que no podemos olvidar que las configuraciones electrónicas "esperables" para los elementos químicos de acuerdo a estas reglas se enmarcan dentro del llamado
modelo de aproximación orbital. Este modelo considera ciertas simplificaciones en el tratamiento mecanocuántico. Reflexionemos y recordemos que la
ecuación de Schrödinger, cuyas soluciones son las
funciones de onda que definen los distintos orbitales, sólo puede resolverse analíticamente para
átomos hidrogenoides, es decir, átomos con un único electrón. Esto se debe a que en esta nada sencilla ecuación aparecen unos términos de repulsiones interlectrónicas e interacciones magnéticas que no son nada fáciles de abordar matemática y físicamente.
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| Efectivamente, algún día tendré una niña y tendrá un body-Schrödinger como este. |
Por tanto, en cuanto tengamos un átomo con dos o más electrones no nos queda más remedio que hacer simplificaciones y construir un modelo. Ese modelo es el modelo de aproximación orbital y tanto la regla de Madelung como el Principio de Aufbau se aplican dentro de este modelo. Básicamente, el modelo de aproximación orbital se caracteriza por lo siguiente:
-Entiende el átomo como un núcleo de carga +Z y un conjunto de Z electrones (si el átomo es neutro).
-Un electrón (recuerda que tiene carga negativa) dado se verá atraído por el núcleo (donde hay protones, con carga positiva) pero no con una carga Z sino con una carga algo menor, Z* llamada
carga nuclear efectiva. Esta carga tiene en cuenta el efecto del resto de electrones (Z-1) sobre la atracción nuclear que percibe el electrón considerado (efecto conocido como
apantallamiento).
-Cada electrón ocupará un orbital determinado (cabiendo en cada orbital un máximo de dos electrones de acuerdo al
Principio de Exclusión de Pauli) que se supone parecido a los
orbitales hidrogenoides (soluciones de la ecuación de Schrödinger, que sí puede resolverse
sin problemas en estos casos).
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| Recuerda que si eres un electrón solitario y te diriges a un atractivo orbital ocupado con dos electrones... ¡No puedes pasar! |
Por ello no es de extrañar que en determinadas ocasiones, la configuración electrónica esperable para algún elemento sea distinta a la que realmente presente dicho elemento. Precisamente eso es lo que le ocurre al La y al Ac. En estos elementos, ese electrón "extra" que tienen respecto al Ba y Ra, respectivamente, no se situa en un orbital (n-2)f sino en un orbital (n-1)d; es decir, en el caso del lantano "se prefiere" (en todo rigor deberíamos decir "es más favorable en términos energéticos y por tanto, más estable") ocupar el orbital 5d con un electrón antes que el orbital 4f y en el actinio, se prefiere ocupar el orbital 6d con un electrón antes que el orbital 5f (una vez ocupado el orbital 5d comenzaría la ocupación de los orbitales 4f pues se estabilizan estos frente a los orbitales 5d en el caso de los lantánidos mientras que en el caso de los actínidos, una vez ocupado con un electrón un orbital 6d, se prefiere la ocupación de los orbitales 5f). Por tanto, La y Ac serían metales de transición d1 y serían miembros de pleno derecho del grupo 3. Pero Lu y Lr también son metales d1... ¿Qué hacemos? ¡He aquí la clave de la polémica!
Llegada esta situación los químicos han de posicionarse. Tradicionalmente se han elegido La y Ac como miembros del grupo 3 junto con Sc e Y. De acuerdo a esta opción, la serie de los lantánidos estaría formada por todos los elementos comprendidos entre el cerio (Ce) y el lutecio (Lu) y la de los actínidos por todos los elementos comprendidos entre el torio (Th) y el laurencio (Lr). El lantano no sería un lantánido ni el actínio sería un actínido. Según esta postura, la Tabla Periódica debe "cortarse" (entendemos por "cortar" el hecho de dar un salto en la continuidad de Z para sacar fuera a lantánidos y actínidos) justo después del La y del Ac.
Otra postura más reciente y avalada por el estudio comparativo de las propiedades de los elementos "conflictivos" (La, Ac, Lr y Lu) sugiere que el grupo 3 estaría formado por Sc, Y, Lu y Lr (recuerda que en estos dos últimos elementos el conjunto de orbitales f ya estarían completos). Si aceptamos esta postura, la Tabla Periódica debería cortarse a partir del Ba y Ra, no a partir de La y Ac.
Ya sea Sc, Y, La y Ac o Sc, Y, Lu y Lr, en ambos casos estamos respetando que los elementos del mismo grupo tienen una configuración electrónica de capa de valencia similar, (n-1)d1ns2, y que por tanto sus propiedades fisicoquímicas serán similares. Sin embargo, en esta zona conflictiva de la Tabla Periódica se pone de manifiesto que las reglas generales que rigen la distribución electrónica en los orbitales atómicos no dejan de ser reglas aplicables dentro de un modelo, el modelo de aproximación orbital, y por tanto, dado que la configuración electrónica es clave en la situación de un elemento en la Tabla Periódica, esto puede tener repercusiones en el icono de los químicos...
Estas "configuraciones electrónicas inesperadas" no sólo se dan en La y Ac. También están presentes en otros elementos de la Tabla Periódica, pero no son tan conflictivas. Es muy común encontrar "excepciones" a las reglas generales al examinar detenidamente las configuraciones electrónicas de algunos elementos. Por ejemplo, las configuraciones electrónicas de lantánidos y actínidos son altamente irregulares si tomamos como "regular" la que cabría esperar al colocar electrones de acuerdo a la regla n+l. O por ejemplo, en los metales de transición muchas veces se prefiere la configuración (n-1)d5ns1 frente a (n-1)d4ns2 que sería la que cabría esperar, debido a la estabilidad (menor contenido energético) de la capa d semillena. Sin embargo, estas "irregularidades" no impiden el estudio satisfactorio de la química de los distintos elementos. En definitiva, no podemos olvidar que la Tabla Periódica es una forma de distribuir a los elementos químicos en base a unas reglas enmarcadas en un modelo, correcto y satisfactorio, pero un modelo al fin y al cabo. Si tratamos de extrapolar las reglas más allá del modelo al que se ajustan... ¡Vaya lío! No llegaremos a nada claro. Las condiciones de contorno en Ciencia son fundamentales y en Química no iba a ser menos.
Que la energía de los orbitales 5d y 4f sea tan parecida hace que La y Lu compitan por ser elementos del grupo 3. Lo mismo ocurre con las energías de los orbitales 6d y 5f, lo que hace que Ac y Lr también compitan por pertenecer a dicho grupo. Lejos de enfrentar posturas, de anclarnos en la tradición (por la cual La y Ac ganarían) o de sumarnos a las nuevas tendencias en las que se aplica estrictamente las reglas de distribución electrónica en los orbitales atómicos más allá del modelo de aproximación orbital, aunque avaladas por el estudio de las propiedades químicas (Lu y Lr aparecerían en el grupo 3), lo más sensato es sin duda llegar a una solución salomónica, como la que encontramos en la Tabla Periódica actual, presentada por la IUPAC a finales de 2012 y que puedes descargar en el siguiente
enlace. ¡No hace falta elegir! Como en cualquier área de la vida, la guerra nunca es la solución. Basta con que los químicos sepamos toda la química que hay detrás de
esos asteriscos que sacan fuera de la Tabla Periódica a 30 elementos (14 lantánidos, 14 actínidos y 2 metales de transición).
Este tipo de reflexiones nos obligan a desoxidar nuestras mentes y poner a trabajar todos nuestros conocimientos químicos, pero sin duda conviene que los químicos sigamos reflexionando y mucho sobre los conceptos de nuestra propia Ciencia. ¡Cualquier ocasión es buena para pensar químicamente!
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| Tabla Periódica con muestras reales de elementos químicos de la Facultad de Ciencias Químicas de la Universidad Complutense de Madrid. |
NOTAS:
1) Este post participa en la
Chrome Edition del
Carnaval de Química que aloja el blog
El zombi de Schrödinger.
2) Todos los números que aparecen en negrita y subrayados en el presente post han de considerarse superíndices en las distintas expresiones de las configuraciones electrónicas.
3) Este post es adecuado para químicos, enamorados de la Química y alumnos de Química de 2º de Bachillerato y Universidad. No es apto para los más jóvenes. Si se quiere acercar este tema a alumnos más jóvenes puede hacerse hincapié en el hecho de que las reglas fundamentales para "construir" la Tabla Periódica están basadas en una serie de supuestos que en algunos casos no son aplicables de modo que "de repente" nos encontramos con las llamadas "excepciones". El grupo 3 sería uno de esos casos. La Química a veces es especialmente compleja, pero eso la hace especialmente apasionante.
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